Consideraciones Teóricas

Consideraciones teóricas
Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos se llaman enlaces químicos, que son de dos tipos: enlaces iónicos y enlaces covalentes.En numerosas ocasiones hemos visto que los elementos metálicos, ubicados en el lado izquierdo de la tabla periódica, tienden a ceder electrones en sus reacciones químicas para formar cationes, en tanto que los halógenos y unos cuantoselementos no metálicos, localizados en el lado derecho de la tabla, tienden a aceptar electrones en sus reacciones químicas para formar aniones. Para los elementos de los grupos o familias representativos, los electrones cedidos por un metal al formar un catión provienen del orbital de más alta energía que esté ocupado, mientras que los electrones aceptados por un no metal al formar un anión van alorbital de más baja energía que esté desocupado, de acuerdo con el principio aufbau. Lo que se cumple para el sodio también se cumple para los demás elementos del grupo 1A: todos forman iones positivos por la pérdida de su electrón de la capa de valencia s cuando reaccionan, en tanto que los iones resultantes tienen configuraciones electrónicas de un gas noble. Ocurre algo similar para loselementos del grupo 2A: todos forman un ion doblemente positivo cuando reaccionan, pues pierden sus dos electrones de la capa de valencia s.Así como los metales de los grupos 1A y 2A pierden el número apropiado de electrones para generar iones con configuraciones de gas noble, los no metales de los grupos 6A y 7A ganan el número de electrones que es apropiado cuando reaccionan con los metales. Loshalógenos en el grupo 7A ganan un electrón para formar aniones con carga 1 y configuraciones de gas noble, mientras que los elementos del grupo 6A ganan dos electrones para formar aniones doblemente cargados con configuraciones de gas noble.Energía de ionizaciónUn electrón de la capa de valencia pasa de un orbital de menor energía a otro de mayor energía, con un número cuántico principal n mayor. Si seabsorbe energía suficiente, el electrón puede ser eliminado por completo del átomo, por lo que éste quedaría como un ion. La energía necesaria para eliminar el electrón de más alta energía de un átomo neutro aislado se denomina energía de ionización y se abrevia Ei.
La evidente periodicidad que se muestra en la figura anterior se explica al observar las configuraciones electrónicas. Los átomosde los elementos del grupo 8A han llenado subcapas de valencia, ya sea s para el helio o tanto s como p para otros gases nobles.
Símbolos de Lewis
Los símbolos de puntos o de electrón punto, llamados símbolos de Lewis son una forma útil de mostrar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista durante la formación de enlaces. El símbolo de electrón punto para un elementoconsiste en el símbolo químico del elemento, mas un punto por cada, electrón de valencia. El símbolo del elemento representa el núcleo y los electrones internos, es decir, el interior del átomo. Los símbolos de Lewis se usan principalmente para los elementos de los bloques s y p. Para estos elementos, con excepción del He, el número de electrones de valencia en cada átomo es el mismo que el número delgrupo al que pertenece el elemento.La capacidad de un elemento de formar varios iones se llama valencia variable.Enlaces iónicosLos elementos con baja energía de ionización tienden a formar cationes y los que poseen electroafinidad alta tienden a formar aniones. Los metales alcalinos y alcalinotérreos son los elementos con más posibilidad de formar cationes y los halógenos y el oxigeno, los másadecuados para formar aniones. La gran variedad de compuestos iónicos están formados por un metal del grupo IA o IIA y un halógeno u oxígeno.En un sólido iónico todos los cationes interactúan en mayor o menor medida con todos los aniones, todos los cationes se repelen entre sí y todos los aniones se repelen entre sí. Un enlace iónico es una característica “global” del cristal entero, una...